人教版高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质第一章原子结构与性质.一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f 表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多包容两个自旋状况分歧的电子.③.XXX规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵守图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，能够将各能级按能量的差别分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在统一能级组内，从左到右能量依次升高。
高中化学 第一章 《原子结构与性质》知识归纳 新人教版选修3
第一章原子结构与性质知识归纳二、知识归纳（一）原子结构1、电子在核外空间运动状态的描述--------电子云S电子云：球形，一个轨道P电子云：哑铃形，三个轨道（P x、P y、P z）2、能层、能级、轨道（1）能层①符号：K、L、M、N、O、P、Q②电子排布规律：各能层最多容纳2n2个电子；最外层电子数不能8个；( K层为最外层时不超过2个)；次外层不超过18个，倒数第三层不能超过32个。
（2）能级①符号：ns、np、nd、nf；各能级最多容纳电子数依次为：②电子填入各能级的顺序：遵循能量最低原理（即构造原理）（见书6页）1s→→6p（能量：低高）（3）轨道① s、p、d、f的轨道数目依次为：②电子填入轨道的规则：泡利原理和洪特规则泡利原理：每个轨道中最多只能容纳个电子，且自旋方向。
洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先轨道，且自旋方向 。
3、基态、激发态、光谱（1）基态原子：只要原子的电子排布遵循构造原理、泡利原理、洪特规则，其能量处于 状态，这样的原子称为基态原子。
（2）激发态：基态原子的电子从 能级跃迁到 能级，得到的原子就是激发态原子。
4、核外电子排布的表示式----------有多种 （注意区别） （请以碳原子为例，填空）碳原子结构示意图： 碳原子电子排布式：碳原子简化的电子排布式：碳原子电子排布图（轨道表示式）： 碳原子（外围电子排布式）： 练习：(二)元素周期表1、周期周期序数 = 原子的电子层2、族主族．．序数=原子的最外层电子数=价电子数=最高正化合价副族、八族的列序数=价电子数（三）元素周期律核外电子排布，原子半径，元素化合价、元素的金属性和非金属性、第一电离能、电负性呈周期性变化1、第一电离能(1)定义态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量（2）规律一般来说，同周期，从左至右，第一电离能逐渐特殊：Be B，Mg Al，N O，P S同主族，从上至下，第一电离能逐渐2、电负性（1）定义电负性：描述不同元素的原子对键合电子的大小，电负性越大的原子则对键合电子的越（2）规律一般来说，同周期，从左至右，电负性逐渐同主族，从上至下，电负性逐渐三、旧知识复习1、粒子半径的变化规律同周期，从左至右，原子半径由大到小同主族，从上至下，原子半径由小到大2、比较粒子半径的方法-------三看法一看层数：（层数不同时）层多径大，如Na F, S2- Na+二看序数: (层数相同时) 序小径大, 如Na S, S2- Cl- K+ Ca2+三看电子数:(同种元素的粒子) 数大径大，如 Na Na+ Cl- Cl3、元素的化合价同周期的主族元素，ⅠA→ⅦA，最高正价依次从+1→+7，（一、二周期除外，O、F无正价）ⅣA→ⅦA，最低负价依次从-4→-1，原子结构与化合价关系：最高正价=原子的最外层电子数=主族序数∣最低负价∣+ 最高正价=8用相应化学式填写表格4、元素的金属性和非金属性（1）元素金属性强弱判断依据：①金属单质与水或者与酸反应置换出氢气越容易，则金属性越②金属元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，则金属性越③金属单质的还原性越强，则金属性越④金属阳离子氧化性越弱，则金属性越其中③、④可通过金属单质之间的置换反应表现，如：Zn+CuSO4==Cu+ZnSO4，还原性：Zn>Cu或氧化性：Cu2+>Zn2+，可得出，金属性：Zn>Cu（2）元素非金属性强弱判断依据：①非金属单质与氢气反应越容易，生成氢化物就越稳定，则非金属性越②非金属元素最高价氧化物对应水化物（指最高价含氧酸．．．．．．）酸性越强，则非金属性越③非金属单质的氧化性越强，则非金属性越④非金属阴离子的还原性越弱，则非金属性越其中③、④可通过非金属单质之间的置换反应表现，如：Cl2 +Na2S==S↓ +2NaCl，氧化性： Cl2 >S或还原性：S2->Cl-，可得出，非金属性：Cl>S5、元素、核素、同位素的概念元素------具有相同质子数的一类原子的总称核素-----具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素。
人教版高中化学选修三第一章 原子结构与性质复习知识清单
第一单元：《原子结构与性质》知识清单第一节原子结构1、原子结构理论发展我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。
大爆炸后约两小时，诞生了大量的、少量的以及极少量的锂。
氢、氦等发生原子核的熔合反应合成其他元素。
H、He宇宙中的主要元素。
地球上绝大多数是金属元素，非金属（包括稀有气体）仅22种。
核外电子排布规律：(1)核外电子总是尽量先排布在能量较的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层（能层）最多容纳个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过个(K层为最外层时不能超过个电子)(4)次外层电子数目不能超过个(K层为次外层时不超过个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
例如；当M层是最外层时，最多可排个电子；当M层不是最外层时，最多可排个电子2、能层与能级2n2。
在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，如同一能层的电子可分为、、、能级)，在第n能层中，各能级能量的大小顺序是：E ns<E np<E nd<E nf。
任一能层的能级总是从能级开始的，而且能级数等于该序数。
s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
能级的表示方法、符号和所能容纳的最多电子数如下：能层 K L M N ……能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……3、构造原理（能级图）与电子排布式（1）在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是：电子最先排布在能量的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上。
（2）电子排布遵循构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循的排布顺序如下图所示：（3）“能量交错”现象：由构造原理可知，从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序，产生了能级交错排列，即产生“能级交错”现象，如：3p 4s 3d、4p 5s 4d等。
【人教版】高中化学选修3知识点总结
第一章原子结构与性质第一节原子结构一.原子结构1、原子结构理论发展从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。
现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。
大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。
其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。
〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：核外电子排布的尸般规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层 (能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子2、能级与能层（1）能层与能级①能层（电子层）在多电子的原子核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层。
能层第一、二、三、四、五、六、七……符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……能量由低到高②能级（电子亚层）在多电子原子中，同一能层的电子，能量可以不同，可以把它们分成能级。
Ⅰ、每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……Ⅱ、任一能层，能级数=能层序数Ⅲ、s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍不同能层中，符号相同的能级中容纳的最多电子数相同（2）轨道二、.原子核外电子排布规律1、构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
(完整版)人教版高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
人教版高中化学选修三知识点总结
人教版高中化学选修三知识点总结人教版高中化学选修三知识1原子结构与性质1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。
离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。
2、电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.3、原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。
5、原子核外电子排布原理：(1)能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道;(2)泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子;(3)洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s16、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1)原子核外电子排布的周期性。
人教版高中化学选修3
人教版高中化学选修3篇一：【人教版】高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为↑↓ ↑↓ ↑洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
人教版高中化学选修三第一章知识点汇总
人教版高中化学选修三第一章知识点汇总第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
洪特规则（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为 或， 而不是 。
特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结第一章原子结构与性质1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。
离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。
2、电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.3、原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。
5、原子核外电子排布原理：（1）能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道；（2）泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子；（3）洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s16、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
选修3第一章原子结构与性质知识总结
第一章原子结构与性质知识点归纳1．原子结构2．位、构、性关系的图解、表解与例析(1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：(2)元素及化合物性质递变规律表解同周期：从左到右同主族：从上到下核电荷数逐渐增多逐渐增多电子层结构电子层数相同，最外层电子数递增电子层数递增，最外层电子数相同原子核对外层电子的吸引力逐渐增强逐渐减弱主要化合价正价+1到+7 负价-4到-1 最高正价等于族序数（F、O除外）元素性质金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强电离能增大，电负性增大金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强碱性减弱酸性减弱碱性增强非金属气态氢化物的形成和热稳定性气态氢化物形成由难到易，稳定性逐渐增强气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱决定整个原子不显电性各层电子数最外层电子数决定主族元素的化学性质原子的电子式原子Z A X原子核质子中子核电荷数决定元素种类决定原子种类质量数近似相对原子质量同位素（两个特性）核外电子电子数电子排布电子层原子结构示意图元素性质同周期：从左到右递变性同主族：从上到下相似性递变性主族：最外层电子数=最高正价=8- 负价原子半径原子得失最外层电子数电子的能力位置原子序数=质子数主族序数=最外层电子数周期数=电子层数原子结构3．元素的结构和性质的递变规律4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图b ．电子排布式c ．轨道表示式5．原子核外电子运动状态的描述：电子云6．确定元素性质的方法第二章分子结构与性质复习能层1 2 3 45 K LM N O 最多容纳电子数（2n 2）28 1832 50离核远近距离原子核由远及近能量具有能量由低及高能级s sp spd spdf …最多容纳电子数22 62 6 102 6 10 14能量ns<(n-2)f<(n-1)d<np随着原子序数递增①原子结构呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥元素的电负性呈周期性变化元素周期律排列原则①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期（7个横行）①短周期（第一、二、三周期）②长周期（第四、五、六周期）③不完全周期（第七周期）性质递变原子半径主要化合价元素性质金属性强弱判断实验标志非金属性强弱判断实验标志元素周期表族（18 个纵行）①主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个）②副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个）③第Ⅷ族（第8—10纵行）④零族（稀有气体）结构1、微粒间的相互作用（2）共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键按成键电子云的重叠方式极性键非极性键一般共价键配位键离子键共价键金属键按成键原子的电子转移方式化学键范德华力氢键分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）特征：具有方向性和饱和性σ键特征电子云呈轴对称（如s —s σ键、s —p σ键、p —p σ键)π键特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键规律键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性键参数共价键3．配合物的结构和性质4．杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子杂化类型一般构型常见分子sp 直线型BeCl 2、HgCl 2、BeH 2等sp 2 平面三角型BF 3、BCl 3sp 3四面体CH 4、CCl 4、NH 3（三角锥）、H 2O （V 型）5．价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规则，中心原子的价层电子对数与分子的几何构型有密切联系，对AB m 型化合物，A 的价层电子对数=周围原子数+孤对电子数价层电子对数与几何构型的关系。
高中化学人教版《选修3》知识点总结
选修三：物质结构与性质知识点总结第一章原子结构与性质一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.2、电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.3、原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.二、(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.1、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.2、原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.3、掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循的顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
三、元素周期律1、周期表中的5个区：s、p、d、ds、f2、外围电子-——价电子 s与p 区-——最外层上的电子d与ds区——最高能级组上的电子3、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
高中化学选修三知识点总结
b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
③常温常压下状态
a.熔点：固态物质>液态物质
b.沸点：液态物质>气态物质
12、共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键
13、键的极性：
极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移
14、分子的极性：
（1）极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子
（2）非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子
b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键)。
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）。
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）。
8、化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。
9、离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键
（2）①配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物
②形成条件：
a.中心原子(或离子)必须存在空轨道
b.配位体具有提供孤电子对的原子
③配合物的组成
④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性。配合物中配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。
22、简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）
概念
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
原子构造与性质一 原子构造 1、原子的构成中子N（核素）原子核 近似相对原子质量质子Z → 元素符号原子构造 确定原子呈电中性 电子数（Z 个）体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比方） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子构造示意图2、三个根本关系（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数二 原子核外电子排布规律确定 X)(A Z三相对原子质量定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比拟所得的值。
其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真本质量，也称肯定质量，是通过精细的试验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比拟核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。
如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种自然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
留意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
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第一章 原子结构与性质
课标要求
1。
了解原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2。
了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质
3。
了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用.
4.了解电负性的概念,知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲
一.原子结构
1.能级与能层
2.原子轨道
3.原子核外电子排布规律
⑴构造原理:随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理.
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道,后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高)，而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说,整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理
现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
(3）泡利(不相容）原理：基态多电子原子中,不可能同时存在4个量子数完全相同的电子.换言之,一个轨道里最多只能容纳两个电子,且电旋方向相反（用“↑↓"表示）,这个原理称为泡利(Pauli)原理。
(4）洪特规则:当电子排布在同一能级的不同轨道(能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则.比如，p3的轨道式为或,而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时,是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑
24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4。
基态原子核外电子排布的表示方法
(1）电子排布式
①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K:1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：［Ar]4s1.
(2）电子排布图（轨道表示式）
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
二。
原子结构与元素周期表
1。
原子的电子构型与周期的关系
（1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。
He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道,所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类.但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
（1)根据核外电子排布
①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置.如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区,为第四周期ⅥA族元素。
即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素（副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外）.
三。
元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。
在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族）第一电离能最小，稀有气体(或0族）第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。
同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小.以氟的电负性为4。
0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1。
8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1。
8左右。
它们既有金属性,又有非金属性。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1。
8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等)的电负性则在1。
8左右，它们既有金属性,又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下,电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律
3。
对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。